第一章 物质及其变化【知识清单】-2022-2023学年高一化学单元复习（人教版2019必修第一册）

第一章  物质及其变化

考点1  物质的分类

一．根据物质的组成和性质分类

1．根据物质的组成分类

(1)同素异形体：由同一种元素形成的几种性质不同的单质，叫做这种元素的同素异形体。

常见的实例：碳元素——金刚石、石墨和C60等；氧元素——氧气和臭氧；磷元素——白磷和红磷等。

(2)常见的分类法

化学中常见的分类方法有树状分类法和交叉分类法。

①树状分类法

树状分类法是按照一定标准对同类事物进行再分类，这种分类方法逻辑性很强，有利于从整体上认识问题。

②交叉分类法

交叉分类法是按照不同的标准对于同一事物进行分类，这种分类方法有利于获得更多的信息。

2．根据物质的性质分类

(1)酸性氧化物：能与碱反应生成盐和水的氧化物。

如CO2、SO3等。多数酸性氧化物可与水反应生成对应的含氧酸。大多数非金属氧化物属于酸性氧化物。

(2)碱性氧化物：能与酸反应生成盐和水的氧化物。

如CaO、Fe2O3等。大多数金属氧化物属于碱性氧化物。

二．分散系及其分类

1．分散系的概念

分散系：一种（或多种）物质以粒子的形式分散到另一种（或多种）物质中所形成的混合物。

分散质：分散系中被分散成粒子的物质叫做分散质。

分散剂：起容纳分散质作用的物质叫做分散剂。

2．分类

(1)按照分散质粒子的直径大小分类

(2)按照分散剂的状态分类

3．胶体

(1)Fe(OH)3胶体的制备

将40 mL蒸馏水加热至沸腾，向沸水中逐滴加入5～6滴FeCl3饱和溶液，继续煮沸至液体呈红褐色，停止加热，得到的分散系即为Fe(OH)3胶体。

化学方程式：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。

4．胶体的性质

(1)丁达尔现象；(2)布朗运动；(3)电泳现象；(4)聚沉；(5)渗析

5．胶体的本质特征

胶体与溶液、浊液等分散系之间的本质区别是胶体分散质粒子（胶粒）大小在1nm--100nm之间。

考点2  物质的转化

一．酸、碱、盐的性质

1.酸：在水溶液里电离的阳离子全部是氢离子的化合物。

【思考与讨论】酸的通性

盐酸、硝酸、硫酸等酸具有相似的性质，因为它们在水溶液中都电离出H＋。

（1）使酸碱指示剂变色

（2）与活泼金属反应生成氢气    

（3）与碱反应生成盐和水

（4）与碱性氧化物反应生成盐和水

（5）与某些盐反应生成新酸和新盐

2.碱：在水溶液里电离的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。

【思考与讨论】碱的通性

氢氧化钠、氢氧化钾等碱具有相似的性质，因为它们在水溶液中都电离出OH－。

（1）使酸碱指示剂变色

（2）与酸反应生成盐和水

（3）与酸性氧化物反应生成盐和水

（4）与某些盐反应生成新碱和新盐

3.盐：在水溶液中电离出的阳离子全部是金属阳离子或者是铵根离子，阴离子全部是酸根离子的化合物。

【思考与讨论】盐的通性

（1）与某些酸反应生成新酸和新盐

（2）与某些碱反应生成新碱和新盐

（3）与某些盐反应生成新盐

（4）与某些金属发生置换反应

二．物质的转化

1.单质及其化合物的转化

①金属单质及其化合物的转化

如：Na  Na2O    NaOH    Na2SO4

CaCaOCa(OH)2CaSO4

【总结】金属单质碱性氧化物碱盐

拓展：符合上述转化关系的常见金属有Na、K、Ba、Ca等，但Mg、Fe、Al、Cu不符合上述转化关系。

②非金属单质及其化合物的转化

如：C CO2  H2CO3  Na2CO3

SSO2H2SO3Na2SO3

【总结】非金属单质酸性氧化物酸盐

拓展：符合上述转化关系的常见非金属有C、S、P等，但N、Si等不符合上述转化关系。

2.物质的转化应用

根据物质的组成和性质，以及物质之间的转化关系，我们可以确定制备某种物质的可能方法。

制备某种碱可以有两种常用的方法：

（1）碱性氧化物与水反应

（2）碱与盐反应

例如，制备氢氧化钠：

Na2O ＋ H2O == 2NaOH             

Na2CO3 ＋ Ca(OH)2 == CaCO3↓ ＋ 2NaOH      

现在工业中主要采用电解饱和食盐水来制备氢氧化钠：

2NaCl ＋ 2H2O  ====  2NaOH ＋ H2 ↑ ＋ Cl2 ↑ 

4.常见物质转化的化学反应类型

（1）按照生成物、反应物的种类和数目，化学反应可分为：

化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应

（2）按照物质是否得氧或失氧，化学反应可分为：氧化反应、还原反应           

考点3 电解质的电离

一．电解质

1．定义：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。

如：HCl、H2SO4、NaOH、Ca(OH)2、NaCl、KNO3等。

【注意】

(1)在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。如：蔗糖、酒精、部分非金属氧化物、氨气等。

(2)单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

2．电解质溶液或熔融电解质导电的原因(以NaCl为例)

(1)干燥的NaCl固体不导电。NaCl属于电解质，固体中含有带电微粒Na＋、Cl－，但这些离子不能自由移动，故氯化钠固体不导电。

(2)电解质导电必须具备的条件：有自由移动的离子。

(3)NaCl固体溶于水时，在水分子的作用下，Na＋、Cl－进入水中，形成了能够自由移动的带电粒子，故NaCl溶液可导电。

(4)氯化钠固体受热熔化时，离子的运动随温度升高而加快，克服了离子间的相互作用，产生了能够自由移动的Na＋和Cl－，故熔融NaCl也能导电。

二．电解质的电离

1．电离：电离是电解质在水溶液里或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。

2．电离方程式

(1)含义：用化学式和离子符号表示电离过程的化学方程式。

(2)举例(写出电离方程式)。

①酸的电离，如HCl：HCl===H＋＋Cl－。

②碱的电离，如NaOH：NaOH===Na＋＋OH－。

③盐的电离，如NaCl：NaCl===Na＋＋Cl－。

【点拨】电解质电离的条件是在水溶液中或熔融状态下。

如NaHSO4溶于水中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO   ，

在熔融状态下：NaHSO4===Na＋＋HSO   ；

考点4  离子反应

一．离子反应：有离子参加或有离子生成的反应称为离子反应。

 电解质溶液的反应实质上就是电离出的某些离子之间的反应。

二．离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫离子方程式。

三．离子反应的类型及发生反应的条件

四．离子方程式书写及正误判断

1．书写离子方程式的拆分原则：

(1)常见物质的拆分原则

(2)微溶物的书写原则

微溶物的澄清溶液要写成离子形式；呈浑浊状态或沉淀时要写成化学式，如澄清石灰水表示为“Ca2＋＋2OH－”，而石灰乳表示为“Ca(OH)2”。

2．离子方程式的正误判断：

(1)看是否符合反应的客观事实。

如铁与稀硫酸反应：

(2)看反应是否符合拆写原则。

如碳酸钙与盐酸反应：

(3)看是否符合质量守恒、电荷守恒。

如铝和盐酸反应：

电荷不守恒

(4)看是否漏掉离子反应。

如CuSO4和Ba(OH)2溶液反应：

【点拨】容易出现错误的几类物质的改写

(1)多元弱酸的酸式酸根离子不能拆开写，如NaHCO3不能拆写成Na＋、H＋和CO，应拆写成Na＋和HCO。

(2)浓硫酸作为反应物不能拆开写，应写成化学式；浓盐酸、浓硝酸拆成离子形式。

(3)在溶液中的NaHSO4应拆写成Na＋、H＋和SO。

考点5  氧化还原反应

二．氧化还原反应的概念和实质

1．基本概念

氧化还原反应：有电子转移（得失或偏移）的反应是氧化还原反应。

氧化反应：表现为被氧化的元素的化合价升高，实质是该元素的原子失去（或偏离）电子的过程；

还原反应：表现为被氧化的元素的化合价降低，实质是该元素的原子得到（或偏向）电子的过程。

【点拨】在氧化还原反应中，并不是所有元素的化合价都发生变化。

2．特征：元素化合价发生变化。

3．实质：电子的转移(即电子的得失或偏移)。

三．四种基本反应类型与氧化还原反应的关系

一定属于氧化还原反应的反应是置换反应。

一定不属于氧化还原反应的反应是复分解反应。

有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应，一定是氧化还原反应。

考点6  氧化剂和还原剂

一．氧化剂和还原剂

在氧化还原反应中，一种物质失去电子（或电子对偏离），必然同时有物质得到电子（或电子对偏向）。

在反应时，所含元素的化合价升高，即失去电子（或电子对偏离的物质是还原剂；

在反应时，所含元素的化合价降低，即得到电子（或电子对偏向）的物质是氧化剂；

【总结】

二．氧化还原反应的表示方法

1.双线桥法

双线桥法是用两条线桥来表示氧化还原反应中化合价变化或电子转移方向和数目的方法。

方法如下：

一条线箭头由氧化剂中得电子的原子指向还原产物中的同种元素的原子，并标明得到的电子数，

另一条线箭头由还原剂中失电子的原子指向氧化产物中的同种元素的原子，并标明失去的电子数。

可概括为“标变价、画箭头、算数目、说变化”。

2.单线桥法

单线桥法是用一条线桥来表示氧化还原反应中电子转移的方向和数目的方法。

方法如下：在反应物一侧，

箭号起点为失电子原子，终点为得电子原子，在线上只标转移电子总数，不标“得到”“失去”。

三．常见的氧化剂和还原剂

1.常见的氧化剂

常见的氧化剂有：

  ①典型的非金属单质，如：F2、O2、Cl2、Br2       

  ②有变价元素的高价态化合物或离子，如：KMnO4、浓H2SO4、HNO3、H+、HClO       

  ③金属阳离子，如：Fe3+、Cu2+       

2.常见的还原剂

常见的还原剂有：

①典型的金属单质，如：K、Ca、Na、Mg、Al       

②某些非金属单质及其化合物。如：H2、C、CO 、S       

③有变价元素的最低价态化合物或离子，如：H2S、HI、HBr,  NH3、S2-、I-、Fe2+,Br-        

3.具有中间价态原子的物质，既能表现氧化性，又能表现还原性

例如：

Fe    Fe2+     Fe3+     ；       H2O       H2O2       O2        ；     S       SO32-       SO42-

化合价  0     +2    +3             -2       -1     0            0    +4      +6

考点7  氧化还原反应的规律及应用

一．对氧化性、还原性强弱的认识

1．氧化性指物质得电子的性质(或能力)；还原性指物质失电子的性质(或能力)。

2．虽然：Na－e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但是还原性：Na > Al

原因：根据金属活动性顺序，Na比Al活泼，因为Na更易失去电子，所以Na比Al的还原性强。

氧化性、还原性的强弱取决于物质得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。

3．从元素的价态考虑：

(1)最高价态——只有 氧化性如H2SO4中的S、KMnO4中的Mn等；

(2)最低价态——只有 还原性，如金属单质、Cl－、S2－等；

(3)中间价态——既有氧化性，又有还原性，如Fe2＋、S、Cl2等。

二．氧化性、还原性强弱的比较方法

1．依据氧化还原反应原理判断

(1)氧化性强弱：氧化剂>氧化产物   

(2)还原性强弱：还原剂>还原产物   

2．依据元素活动性顺序判断

(1)金属越活泼，其单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性逐渐减弱。

(2)非金属越活泼，其单质氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱。

F2、 Cl2、Br2、I2、S

F－、Cl－、Br－、I－、S2－

由左至右，非金属单质的氧化性逐渐减弱；

F－、Cl－、Br－、I－、S2－，由左至右，阴离子的还原性逐渐增强。

3．依据产物中元素价态的高低判断

(1)相同条件下，不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其氧化性强。例如：

(2)相同条件下，不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的其还原性强。例如：

4．依据影响因素判断

(1)浓度：同一种物质，浓度越大，氧化性(或还原性)越强。

如氧化性：浓H2SO4>稀H2SO4，浓HNO3>稀HNO3；还原性：浓HCl>稀HCl。

(2)温度：同一种物质，温度越高其氧化性越强。如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。

(3)酸碱性：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化(还原)性越强。

如氧化性：KMnO4(酸性)>KMnO4(中性)>KMnO4(碱性)。

三．氧化还原反应的规律

1.价态规律

(1)价态归中规律

含同种元素但价态不同的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循

“高价＋低价          中间价”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交”。称为价态归中反应。

例如：不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是下图中的①②③④。

【注意】　不会出现⑤中H2S转化为SO2，而H2SO4转化为S的情况，出现了交叉。

(2)歧化反应规律

物质所含元素能生成多种价态的产物时，发生的氧化还原反应称为歧化反应。

“中间价          高价＋低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应。

Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O

2.强弱规律

根据氧化还原反应反应原理：

(1)氧化性强弱：氧化剂>氧化产物

(2)还原性强弱：还原剂>还原产物

依据物质氧化性或还原性的强弱，也能判断一个氧化还原反应是否符合反应原理，能否自发进行。

3.先后规律

同一体系中，当有多个氧化还原反应发生时，强者优先，总是氧化性强（还原性强）的物质优先反应。

例如：（1）向含相同物质的量浓度的S2－、I－、Br－溶液中，缓慢通入氯气，

还原性强的离子优先发生反应，先后顺序为 S2－、I－、Br－  ；

（2）向含等物质的量浓度的Fe3＋、Cu2＋、H＋、Ag＋溶液中，缓慢加入足量的铁粉，

氧化性强的离子优先发生反应，先后顺序为Ag＋、Fe3＋、Cu2＋、H＋。

4.守恒规律

特征：氧化还原反应中，化合价有升必有降，升降总值相等。

本质：氧化还原反应中，氧化剂得电子总数   等于   还原剂失电子总数。

应用：氧化还原反应方程式的配平；有关得失电子数目的计算。